1.2 元素周期律1 课件 【新教材】人教版(2019)高中化学选择性必修2

提示:①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1<I2<I3<……这是由于原子失去一个电子变成+1价 阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一 个电子难失去,即失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量,同理I3>I2、I4>I3……In+1>In。 ②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易 失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2 价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照 比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
(4)比较离子半径大小的方法
(1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价 阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
规律总结 比较微粒半径的一般思路 (1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。 (2)“二核”:若电子层数相同则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径 越小。 (3)“三电子”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子 数多的半径大。
2.电离能
（1）概念
气态电中性
失去一个电子转化为气态基态正离子所
需要的最低能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol
保证“能量最低” 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第 二电离能，符号Ｉ2，依次类推。
观察下图，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么 规律？（同周期、同主族）
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
（2）变化规律
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
（4）电离能的意义
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离 能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性 越强。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
（5）第一电离能与原子核外电子排布的关系
①第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子 核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7) 和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。 例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。
②第三周期元素第一电离能的大小关系为 I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化 的结果。
（6）逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离 能，依次类推。
（2）元素第一电离能的变化规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气 体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增 大的趋势。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 ③同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一 电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大， 这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半 满，全空和半满状态相对稳定，电离能较高。
第二节 原子结构与元素的性质 第二课时 元素周期律1
二、元素周期律
元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化叫元素周期律 元素周期律的本质是: 随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电 离能和电负性的周期性变化。
1.原子半径
元素周期表中的同周期主族元 素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何理解这种趋势？ 周期表中的同主族元素从上到下， 原子半径的变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ；r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r(Te2-)
(1)影响因素 (2)递变规律
(3)比较原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有 气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
（7）电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1«I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层) 上，且最外层上只有一个电子
②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1) 价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。
思考与讨论
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 提示:从上到下，第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何 关系？数据的突跃变化说明了什么？